Как поступить
в Онлайн-школу и получить аттестат?

Подробно расскажем о том, как перевестись на дистанционный формат обучения, как устроены онлайн-уроки и учебный процесс, как улучшить успеваемость и повысить мотивацию!

Нажимая на кнопку, я соглашаюсь на обработку персональных данных

Конспект урока: Окислительно-восстановительные реакции

Химические взаимодействия

27.03.2024
1159
0

Окислительно-восстановительные реакции

План урока

  • Степень окисления
  • Процессы окисления и восстановления
  • Применение окислительно-восстановительных процессов

Цели урока

  • уметь определять окислительно-восстановительные процессы по уравнению реакции с использованием степеней окисления атомов элементов
  • знать, что такое окислитель, восстановитель, процессы окисления и восстановления
  • уметь расставлять коэффициенты в уравнении ОВР с использованием метода электронного баланса

Вступление

Единство и борьба противоположностей — это основной философский закон природной и общественно-исторической действительности и её познания человеческим мышлением, выражающий суть того, что каждый объект заключает в себе противоположности.

 

Одним из кладезей примеров, иллюстрирующих этот закон, является наука химия. Так, например, атом, который содержит в себе положительно заряженные (ядро) и отрицательные заряженные (электронные оболочки) включения, образующую единую структуру. 

 

Ещё одним ярким примером являются амфотерные соединения, двойственная природа которых заключена в кислотных и основных свойствах, заключённых в единую оболочку.

Степень окисления

Окислительно-восстановительные реакции, наряду с обратимыми химическими процессами, являются примерами, наиболее ярко отражающими действие на практике вышеупомянутого философского закона.


Окислительно-восстановительными называют химические реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления элементов, образующих реагирующие вещества.


Для составления окислительно-восстановительных реакций необходимо в первую очередь определить степени окисления.


Степенью окисления называют условный заряд атома химического элемента в соединении, который рассчитан, исходя из предположения, что все связи в его молекуле ионные.


Для обозначения степени окисления атома над символом химического элемента записывают цифру и знак заряда. Но необходимо помнить, что при расставлении заряда сначала указывается заряд и только потом идёт цифра.

Например: Na+12О-2, CaО, Al+32О-23.

 

При расстановке степеней окисления следует учитывать основные правила:

  • металлы в соединениях всегда имеют положительное значение степени окисления;
  • степени окисления металлов главных подгрупп численно равны номеру группы;
  • кислород всегда находится в соединениях в степени окисления −2, за исключением пероксидов (Na2O2-1) и фторида кислорода (O+2F2);
  • фтор всегда находится в соединениях в степени окисления −1;
  • водород всегда проявляет в соединениях степень окисления +1, за исключением гидридов металлов (NaH1);
  • степень окисления атомов в простых веществах равна нулю: Al0, H02, F02, Ca0, O20;
  • в соединениях сумма значений положительных и отрицательных степеней окисления равна нулю.


Пример 1 

 

Расставить степени окисления атомов в сульфате железа (III).


Давайте выясним, как расставить степени окисления.

 

1. Запишем формулу соединения Fe2(SO4)3

2. Степень окисления железа соответствует валентности, указанной в скобках у названия, и имеет положительный заряд (+3): Fe+32(SO4)3.

3. Степень окисления сульфат-иона (SO4) по таблице растворимости равна −2, соответственно, заряд серы и кислорода в сумме также должен быть равен −2.

4. Степень окисления кислорода в любых соединениях, кроме фторидов и пероксидов, равен −2, значит, заряд серы должен быть положительным.

5. Рассчитываем степень окисления серы: (S+xO-24)2-.

 

х + (-2) · 4 = -2

х + (-8) = -2

х = -2 +8

х = +6

 

В результате получаем степень окисления серы, равную +6.

6. Расставляем степени окисления в сульфате железа (III): 

 

Fe+32 (S+6O-24)2-3.

 

ОтветFe+32 (S+6O-24)2-3.


Упражнение 1

 

1. Какая степень окисления у алюминия в алюминате натрия?

2. Вычислите степень окисления выделенного углерода в соединении: 

CH3CH2CH2OH.

3. Вычислите степень окисления у атома марганца в KMnO4.


Процессы окисления и восстановления

Рассмотрим окислительно-восстановительный процесс между цинком и азотной кислотой. Запишем уравнение реакции:

 

Zn  +  HNO3     Zn(NO3)2  +  NO  +  H2O.

 

Расставим степени окисления и определим атомы, которые их изменили в процессе реакции.

 

Zn0 +  H+1N+5O-23     Zn+2(N+5O-23)2  +  N+2O-2  +  H2O.

 

В результате видим, что степень окисления изменилась у атомов цинка и азота. Коэффициенты находим с помощью метода электронного баланса. Электронный баланс составляем под уравнением, определяем количество отданных и принятых электронов. Затем находим наименьшее общее кратное для отданных и принятых электронов (НОК — число, которое делится на каждое из двух чисел). Составляем уравнения электронного баланса:


                                              Кол-во электронов           НОК              Коэффициент   

 

Zn0 - 2e = Zn2+                                       2                                                                3

                                                                                                  6                        

N+5 + 3e = N+2                                         3                                                                 2

 

Используя коэффициенты из третьего столбика, расставим их в уравнение. Сначала расставим коэффициенты в веществах, полностью изменяющих степень окисления. Затем по балансу элементов расставляем коэффициенты у всех остальных веществ:


3 Zn  +  8 HNO3  =  3 Zn(NO3)2  + 2 NO  +  4 H2O.

 

Из схемы видно, что цинк отдаёт электроны, то есть он окисляется, и при этом выступает в качестве восстановителя. Процесс восстановления происходит при принятии электронов, то есть в качестве окислителя выступает азот. 


Окисление — это процесс, при котором атом или ион отдаёт электроны в процессе химической реакции.


Итак,  на  схеме  показано,  что  железо  в  этой  реакции  окисляется,  являясь  восстановителем;  сульфат  меди (II),  а  точнее,  ионы Cu,  входящие  в  его  состав,  принимают  2  электрона,  выступая  в  роли  окислителя,  т. е.  восстанавливаются.


Восстановление — это процесс, при котором атом или ион принимает электроны в процессе химической реакции


Одно  вещество  в  реакциях  может  выступать  и  в  роли  окислителя,  и  в  роли 

восстановителя.

 

Во-первых,  в  состав  вещества  могут  входить  атомы  элементов,  один  из  которых проявляет  свойства  окислителя,  а  другой  —  восстановителя.  

 

Например, хлороводород (и его водный раствор — соляная кислота) проявляет  окислительные свойства при взаимодействии с металлами за счёт катиона  водорода H и восстановительные благодаря наличию галогена в минимальной  степени окисления Cl.

 

Также следует отметить, что для веществ характерно выступать в разных реакциях как окислителем, так и восстановителем.

 

Это обуславливается тем, что периодически в состав вещества входят атомы, которые проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства. Одно вещество в реакциях может выступать и в роли окислителя, и в роли восстановителя.

 

А также некоторые вещества содержат атомы таких элементов, которые находятся в промежуточных степенях окисления. Соответственно, они тоже и проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

 

Наиболее сильными окислителями являются являются фтор, кислород, озон, пероксид водорода, галогены, хлорсодержащие кислоты, концентрированные серная и азотная кислоты, перманганат калия, бихромат (дихромат) калия.

 

Наиболее сильными восстановителями выступают щелочные и щелочноземельные металлы, магний, алюминий, водород, аммиак, фосфин, фосфорная кислота, углерод.


Упражнение 2

  1. Расставьте коэффициенты, используя метод электронного баланса.Zn + H2SO4 (конц) ZnSO4 + H2S + H2O


Применение окислительно-восстановительных процессов

Из схемы видно, что окислительно-восстановительные реакции применяются как для металлургического и химического (синтез аммиака и кислот) производства, так и играют важную роль в процессах жизнедеятельности (дыхание, горение и фотосинтез).


Упражнение 3

 

1. Закончите уравнение окислительно-восстановительной реакции, расставьте коэффициенты: Zn(NO3)2  ZnО +  +  .


Контрольные вопросы

 

1. Что заключается в понятии «степень окисления»?

2. Какие вещества могут выступать окислителями и восстановителями?

3. Какие реакции являются ОВР в процессе фотосинтеза?


Ответы

 

Упражнение 1

 

1. +3

2. −1

 

 

Упражнение 2
 

4 Zn0 + 5 H+12S+6O-24 (конц)  4 Zn+2S+6O-24 + H+12S-2 + 4 H2O

 

 

                                               Кол-во электронов       НОК          Коэффициент   

Zn0-2e= Zn2+                                         2                                                          4                

                                                                                                8                        

S+6+8e= S-2                                           8                                                          1

 

Zn0 — восстановитель, окисление

H+12S+6O-24 — окислитель, восстановление

 


Упражнение 3

 

2Zn(NO3)2  2ZnО + 4NO2 + O2


Предыдущий урок
Окислительно-восстановительные реакции
Химические взаимодействия
Следующий урок
Классификация химических реакций
Химические взаимодействия
Урок подготовил(а)
teacher
Дмитрий Алексеевич
Учитель химии
Опыт работы: 10 лет
Поделиться:
  • Магнитный поток. Закон электромагнитной индукции. Правило Ленца

    Физика

  • А.А. Блок. Лирика. Темы и образы ранней лирики. «Стихи о Прекрасной Даме»

    Литература

  • Размещения

    Алгебра

Зарегистрируйся, чтобы присоединиться к обсуждению урока

Добавьте свой отзыв об уроке, войдя на платфому или зарегистрировавшись.

Отзывы об уроке:
Пока никто не оставил отзыв об этом уроке